苏教版化学必修二专题一第一单元复习课件

1、专题一第一单元第1页，共18页。原子的结构原子原子核核外电子质子中子（带正电荷）（带负电荷）（不带电荷）核电荷数=核内质子数=核外电子数质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）ZAX第2页，共18页。1原子结构示意图第3页，共18页。1、电子层划分能量高低： 低-高离核距离： 近-远电子层符号： K、L、M、N、O、P、Q电子层（用n表示）1、2、3、4、5、6、72.核外电子排布的表示方法：原子结构示意图离子结构示意图熟练掌握1-18号元素的原子结构示意图一、原子核外电子排布第4页，共18页。3、核外电子的排布规律（3）最外电子层最多只能容纳8个电子（K为最外层时最多只能容纳2个电子），次外

2、层不超过18个，倒数第三层不超过32个。（2）原子核外各电子层最多容纳的电子数为2n2（1）电子在原子核外排布时，总是尽量先排布在能量最低的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量较高的电子层里。即最先排布K层，当K层排满后，再排L层。第5页，共18页。4、常见10电子微粒分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+阴离子：N3-、O2-、F-、OH-第6页，共18页。二、元素周期律原子序数=核电荷数=核内质子数=原子核外电子数1、随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布 呈现周期性变化（12；18）2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期

3、性 的变化从左到右：半径减小；从上到下：半径增大；第7页，共18页。最高正价=最外层电子数氟无正价，氧无最高正价金属元素无负价3、随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现 周期性的变化最高正价+ 最低负价= 84、随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性 呈现周期性的变化最高正价+1+7最低负价-4 -1从左到右，金属性减弱，非金属性增强。从上到下，金属性增强，非金属性减弱。第8页，共18页。元素金属性强弱判断的依据：1.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易。 反应越容易，金属性越强2.最高价氧化物对应的水化物氢氧化物的碱性强弱。 碱性越强，金属性越强3.单质与盐溶液的置换反应。（强制弱）元素

4、非金属性强弱判断依据：1.最高价氧化物的水化物的酸性强弱。 酸性越强，非金属性越强2.与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性 反应越容易，氢化物越稳定，非金属性越强。3.单质与盐溶液的置换反应。（强制弱）第9页，共18页。元素周期律元素周期律：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性的变化的规律。元素周期律的实质：元素周期律是元素原子的核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。元素周期律的内容：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（稀有气体除外）、金属性和非金属性、主要化合价都呈现周期性变化第10页，共18页。三、元素周期表及其应用短周期：1、2、3长周期：4、

5、5、6、7主族：7个AA副族： 7个BB第族：1个(第8、9、10纵行)零族：1个（稀有气体）周期7个(7个横行)周期序数=电子层数1、周期表族16个(18个纵行)主族序数=最外层电子数=最高正化合价数 第11页，共18页。族从左向右:A、A、（ B、B、B、B、B 、VIII 、B、B、）A、A、A、A 、A 、0零族的原子序数：2、10、18、36、54、86 每周期所含元素种数：2、8、8、18、18、32 熟记：短周期的元素符号、名称、位置。 第12页，共18页。元素周期表主族元素HLiNaKRbCsFrBeMgCaSrBaRaBAlGaInTlCSiGeSnPbNPAsSbBiOSS

6、eTePoFClBrIAtHeNeArKrXeRn第13页，共18页。2、元素周期表是元素周期律的具体表现形式：同一周期元素（稀有气体除外）的原子，核外电子层数相同，随着核电荷数的递增，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子得到电子的能力逐渐增强,失去电子的能力逐渐减弱。因此，同一周期的元素（除稀有气体）从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。第14页，共18页。同一主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，获得电子的能力逐渐减弱。从上到下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。第15页，共18页。元素周期表中元素金属性、非金属性的递变非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性增强非金属性增强FCs第16页，共18页。3、离子半径的比较（1）若电子数相同，核电荷数越大， 半径越小。（2）若核电荷数相同，电子数越多， 半径越大。第17页，共18页。2应用(1)根据元素在周期表中的位置，推测元素